Oxydo-réduction et potentiel standard

[invitecba9dd38]

Bonjour à tous,

J'ai un petit problème à vous soumettre : on me demande d'écrire la demi-équation redox du couple H20/H2. Dans la correction, ils mettent H20 + e- --> (1/2)H2 + HO- . Mais moi j'avais multiplié tout par deux et donc j'ai eu faux quand il faut calculer l'enthalpie libre standard à partir des potentiels standards de la réaction :
Li + H20 --> (1/2)H2 + HO- + Li+ .
J'avais trouvé un deltaRG deux fois plus grand en multipliant cette équation par deux.
Donc ma question finale est : Dans l'équation à partir de laquelle on définit l'enthalpie standard et le potentiel standard, on forme une mole de produit ou on consomme une mole de réactif ?

Merci
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[mach3]

il faut surtout considéré le nombre de mole d'électrons échangés m'est avis, c'est le nombre d'électrons qui est important : il intervient dans l'équation de Nernst, normalement si tu doubles les quantités, tu dois retombé sur le même potentiel, car tu double aussi le nombre d'électrons.

m@ch3

[invitecba9dd38]

Ben en fait justement, le nombre d'électrons échangé est doublé quand je double les coefficient. Du coup ça fait deltaRG° = -nF(E°1 - E°2) = -2(E°1 - E°2). Et normalement ya pas le 2.
Jme gourre quelque part ?

[Thrr-Gilag]

Tout dépend tu cherches à déterminer l'entalpie de formation de quel élément.

Par définition tu vas vouloir former une mole de cet élément.

Si tu veux la formation de HO-, tu vas avoir :


Et


Si tu veux la formation de H2, tu vas avoir :


Et

Ce qui est logique. Tu vas devoir fournir/recevoir 2 fois plus d'énergie pour former une mole de H2 qu'une mole d'HO-

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitecba9dd38]

Mais le E°1 qu'ils donnent, c'est pour H20 + e- --> (1/2)H2 + HO- et pas 2H20 + e- --> H2 + 2HO-. C'est pour ça que je me suis trompé, mon nombre de moles d'électrons échangés était doublé, pour les mêmes potentiels.

[Fajan]

Oui mais on te demande un dG molaire sans doute... Par mole de composé, tu dois donc diviser par deux après